Энтальпия испарения

редактировать

Энергия для преобразования жидкого вещества в газ; функция давления

Температурная зависимость теплоты испарения для воды, метанола, бензола и ацетона.

энтальпия испарения (символ ∆H vap), также известная как (скрытая) теплота парообразования или теплота испарения, представляет собой количество энергии (энтальпия ), которое необходимо добавить к жидкому веществу. преобразовать некоторое количество этого вещества в газ. Энтальпия испарения является функцией давления, при котором происходит это превращение.

Энтальпия парообразования часто приводится для нормальной температуры кипения вещества. Хотя табличные значения обычно корректируются до 298 K, эта поправка часто меньше, чем неопределенность в измеренном значении.

Теплота парообразования зависит от температуры, хотя для небольших диапазонов температур и для пониженной температуры T r {\ displaystyle T_ {r}} <494 можно предположить постоянную теплоту парообразования.>≪ 1 {\ displaystyle {} \ ll 1}{\ displaystyle {} \ ll 1} . Теплота парообразования уменьшается с повышением температуры и полностью исчезает в определенной точке, называемой критической температурой (T r = 1 {\ displaystyle T_ {r} = 1}{\ displaystyle T_ {r} = 1} ). Выше критической температуры жидкая и пар фазы неотличимы, и вещество называется сверхкритической жидкостью.

Содержание
  • 1 Единицы
  • 2 Энтальпия конденсации
  • 3 Термодинамический фон
  • 4 Энтальпия испарения растворов электролитов
  • 5 Выбранные значения
    • 5.1 Элементы
    • 5.2 Другие распространенные вещества
  • 6 См. также
  • 7 Ссылки
Единицы

Значения обычно приводятся в J /моль или кДж / моль (молярная энтальпия испарения), хотя кДж / кг или Дж / г (удельная теплота испарения) и более старые единицы, такие как ккал / моль, кал / г и британских тепловых единиц / фунт иногда все еще используются среди прочего.

Энтальпия конденсации

энтальпия конденсации (или теплота конденсации ) по определению равна энтальпии парообразования с обратным знаком. : изменения энтальпии парообразования всегда положительны (тепло поглощается веществом), тогда как изменения энтальпии конденсации всегда отрицательны (тепло выделяется веществом).

Термодинамический фон
Молярная энтальпия цинка выше 298,15 К и при давлении 1 атм, показывая неоднородности при температуры плавления и кипения. Энтальпия плавления (ΔH ° m) цинка составляет 7323 Дж / моль, а энтальпия испарения (ΔH ° v) составляет 115330 Дж / моль.

Энтальпию парообразования можно записать как

Δ H vap = Δ U vap + p Δ V {\ displaystyle \ Delta H _ {\ text {vap}} = \ Delta U_ {\ text {vap}} + p \ Delta \, V}{\ displaystyle \ Delta H _ {\ text {vap}} = \ Delta U _ {\ text {vap}} + p \ Delta \, V}

Он равен увеличенной внутренней энергии паровой фазы по сравнению с жидкой фазой плюс работа, совершаемая против давления окружающей среды. Увеличение внутренней энергии можно рассматривать как энергию, необходимую для преодоления межмолекулярных взаимодействий в жидкости (или твердом теле, в случае сублимации ). Следовательно, гелий имеет особенно низкую энтальпию испарения, 0,0845 кДж / моль, поскольку силы Ван-дер-Ваальса между атомами гелия особенно слабы. С другой стороны, молекулы в жидкой воде удерживаются вместе относительно прочными водородными связями, и его энтальпия испарения, 40,65 кДж / моль, больше чем в пять раз больше энергии, необходимой для нагрева того же количества воды от 0 ° C до 100 ° C (cp = 75,3 Дж / К · моль). Однако необходимо соблюдать осторожность при использовании энтальпий парообразования для измерения силы межмолекулярных сил, поскольку эти силы могут сохраняться до некоторой степени в газовой фазе (как в случае с фтористым водородом ), и поэтому Расчетное значение прочности сцепления будет слишком низким. Это особенно верно для металлов, которые часто образуют ковалентно связанные молекулы в газовой фазе: в этих случаях необходимо использовать энтальпию распыления, чтобы получить истинное значение энергия связи.

Альтернативное описание состоит в том, чтобы рассматривать энтальпию конденсации как тепло, которое должно выделяться в окружающую среду для компенсации падения энтропии, когда газ конденсируется в жидкость. Поскольку жидкость и газ находятся в равновесии при температуре кипения (T b), ΔvG = 0, что приводит к:

Δ v S = S газ - S жидкость = Δ v HT b {\ displaystyle \ Delta _ {\ text {v}} S = S _ {\ text {gas}} - S _ {\ text {liquid}} = {\ frac {\ Delta _ {\ text { v}} H} {T _ {\ text {b}}}}}{\ displaystyle \ Delta _ {\ text {v}} S = S _ {\ text {gas}} - S _ {\ text {жидкость}} = {\ frac {\ Delta _ {\ text {v}} H} {T _ {\ text {b}}} }}

Поскольку ни энтропия, ни энтальпия не сильно зависят от температуры, обычно используются табличные стандартные значения без какой-либо поправки на разница в температуре от 298 К. Если давление давление отличается от 100 кПа, необходимо внести поправку, поскольку энтропия газа пропорциональна его давлению (или, точнее, его летучести ): энтропии жидкостей мало изменяются с давлением, так как сжимаемость жидкости мала.

Эти два определения эквивалентны: точка кипения - это температура, при которой повышенная энтропия газовой фазы преодолевает межмолекулярные силы. Поскольку данное количество вещества всегда имеет более высокую энтропию в газовой фазе, чем в конденсированной фазе (Δ v S {\ displaystyle \ Delta _ {\ text {v}} S}{\ displaystyle \ Delta _ {\ text {v}} S} всегда положительный), а из

Δ G = Δ H - T Δ S {\ displaystyle \ Delta G = \ Delta HT \ Delta S}\ Delta G = \ Delta HT \ Delta S ,

изменение свободной энергии Гиббса падает с повышением температуры: газы предпочтительны при более высоких температурах, как это наблюдается на практике.

Энтальпия испарения растворов электролитов

Оценка энтальпии испарения растворов электролитов может быть просто выполнена с использованием уравнений, основанных на химических термодинамических моделях, таких как модель Питцера или модель TCPC.

Выбранные значения

Элементы

  • v
Энтальпии испарения элементов
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Группа
Период
1 H 0,44936He 0,0845
2 Li 145,92Be 292,40B 489,7C 355,8N 2,7928O 3,4099F 3,2698Ne 1,7326
3 Na 96,96Mg 127,4Al 293,4Si 300P 12,129S 1,7175Cl 10,2Ar 6,447
4 K 79,87Ca 153,6Sc 314,2Ti 421V 452Cr 344,3Mn 226Fe 349,6Co 376,5Ni 370,4Cu 300,3Zn 115,3Ga 258,7Ge 330,9As 34,76Se 26,3Br 15,438Kr 9,029
5 Rb 72,216Sr 144Y 363Zr 581,6Nb 696,6Mo 598Tc 660Ru 595Rh 493Pd 357Ag 250,58Cd 100In 231,5Sn 295,8Sb 77,14Te 52,55I 20,752Xe 12,636
6 Cs 67,74Ba 142La 4141 звездочка Hf 575Ta 743W 824Re 715Os 627,6Ir 604Pt 510Au 334,4Hg 59,229Tl 164,1Pb 177,7Bi 104,8Po 60,1At 27,2Rn 16,4
7 Fr н / дRa 37Ac н / д1 звездочка Rf н / дDb н / дSg н / дBh н / дHs н / дMt н / дDs н / дRg н / дCn н / дNh н / дFl н / дMc н / дLv н / дTs н / aOg н / д
.
1 звездочка Ce 414Pr н / пNd н / дPm н / дSm н / дEu н / дGd н / дTb н / дDy н / дHo н / дEr н / дTm н / дYb н / дLu н / д
1 звездочка Th 514.4Pa н / дU н / дNp н / дPu н / дAm н / дCm н / дBk н / дCf н / дEs н / дFm н / дMd н / дNo н / дLr н / д
Энтальпия в кДж / моль, измеренная при их соответствующих нормальных точках кипения
0–10 кДж / моль10–100 кДж / моль100–300 кДж / моль>300 кДж / моль

Испарение металлов - ключевой этап синтеза паров металлов, в котором используется повышенная реакционная способность атомов металлов или мелких частиц по сравнению с объемными элементами.

Другие распространенные вещества

Энтальпии испарения обычных веществ, измеренные при их соответствующих стандартных точках кипения:

СоединениеТочка кипения при нормальном давленииТеплота испарения
(K)(° C)(° F)(Дж / моль )(Дж / г)
Ацетон 329 г5613331300538,9
Алюминий 27922519456629400010500
Аммиак 240-33,34-28233501371
Бутан 272–274−130–3421000320
Диэтиловый эфир 307,834,694,326170353,1
Этанол 35278,3717338600841
Водород (параводород )20,271-252,879-423,182899,2446,1
Железо 3134286251823400006090
Изопропиловый спирт 35682,618144000732,2
Метан 112−161-2598170480,6
Метанол 33864,7148352001104
Пропан 231-42-4415700356
Фосфин 185-87,7-12614600429,4
Вода 373.15100212406602257
См. Также
Литература
  • КОДАННЫЕ Ключевые значения термодинамики
  • Гмелин, Леопольд (1985). Gmelin-Handbuch der anorganischen Chemie / 08 a (8., völlig neu Bearb. Aufl. Ed.). Берлин [u.a.]: Springer. С. 116–117. ISBN 978-3-540-93516-2.
  • NIST Chemistry WebBook
  • Янг, Фрэнсис У. Сирс, Марк У. Земанский, Хью Д. (1982). Университетская физика (6-е изд.). Ридинг, Массачусетс: Эддисон-Уэсли. ISBN 978-0-201-07199-3.
Последняя правка сделана 2021-05-19 11:33:41
Содержание доступно по лицензии CC BY-SA 3.0 (если не указано иное).
Обратная связь: support@alphapedia.ru
Соглашение
О проекте